例谈高考试题对电离常数的考查
高考中有关电离平衡常数的定量计算
Ｋ ｈ － Ｃ （ Ｃ Ｈ ３ Ｃ Ｏ Ｏ Ｈ）・ Ｃ （ Ｏ Ｈ 一 ） ／ ｃ （ Ｃ Ｈ ３ Ｃ Ｏ Ｏ 一 ） ， 分 式 上 下 同乘以 Ｃ （ Ｈ ） ，
＝ ，
择任意横 坐标来 找出相应 的微粒浓度 。 根据 图象 ， Ｂ 点的 Ｃ （ Ｃ Ｈ ， Ｃ Ｏ Ｏ 一 ） － ＿ Ｃ （ Ｃ Ｈ 。 Ｃ Ｏ Ｏ Ｈ） ， 代 人 表 达 式 后 可得 Ｋ ａ ＝ｃ （ Ｈ ） ， 但 由于 Ｂ点 ｐ Ｈ未知 ， 故不选 此点 ；
：
该式 中
同理 ， Ｃ点 数 据 也 无 法 计 算 ；最 后 选 择 ｐ Ｈ ＝ ４ 的
点 ， 此 点 ｃ（ Ｈ ） ＝ １ ０ — ４ ， Ｃ （ Ｃ Ｈ ３ Ｃ Ｏ Ｏ 一 ） ＝ ３ ． ０ Ｘ １ ０ － ｓ ／ Ｖ，
ｃ （ Ｃ Ｈ Ｃ ＯＯ 一 ） ・ ｃ （ Ｈ ） 一
＝
１ ． ７ ６× １ ０～。
例 ５ 已知 ： ２ ５ ％时醋 酸 的 电离平 衡数 ： （ Ｃ Ｈ ３ Ｃ Ｏ Ｏ Ｈ） ＝１ ． ８ Ｘ １ ０ ， 水 的离 子 积 常数 ： Ｋ ｗ －
ｃ （ Ｈ ） ・ ｃ （ Ｏ Ｈ 一 ） ＝ １ Ｘ １ ０ 则 ２ ５ ｃ Ｃ 时， ０ ． １ ｏ ｔ ｏ ｌ ・ Ｌ ～ Ｃ Ｈ ３ Ｃ Ｏ Ｏ Ｎ ａ
数 的表 达式 ， 简单的讲就是在 审题 之前可 以先列 出 表达式 ， 然后 根据题给信息逐一 找出表达式 中的各
微粒数据 。 （ １ ） 读 图法。 此法计算 电离平衡 常数时 ， 必须 紧
－ ｃ （ Ｃ １ 一 ） 。 则 溶液显 —
－
—
性（ 填“ 酸” “ 碱”
或“ 中” ） ； 用 含 口的代数式 表示 Ｎ Ｈ ， ・ Ｈ ２ ０的 电离 常
考点55 电离平衡常数的考查-2020年高考化学必刷题(解析版)
考点五十五电离平衡常数的考查1．以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：CH3COOH H2S HClOK1=1.3×10－7K=1.8×10－5K=4.69×10－11K2=7.1×10－15下列说法正确的是A．可发生反应：H2S+ 2ClO－=S2－+ 2HClOB．CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHSC．同物质的量浓度的Na2S、NaClO、CH3COONa溶液，pH最大的是NaClO溶液D．同物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH 【答案】D2．由表格中的电离平衡常数判断可以发生的反应是化学式电离常数HClO K=3×10－8K1=4.4×10－7H2CO3K2=4.7×10－11A．NaClO + NaHCO3 = HClO + Na2CO3B．NaClO+ CO2+ H2O = HClO + NaHCO3C．2NaClO+ CO2+ H2O = 2HClO + Na2CO3D．2HClO + Na2CO3 = 2NaClO + CO2↑+ H2O【答案】B3．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是化学式电离常数HClO K＝3×10－8H2CO3K1＝4×10－7K2＝6×10－11A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2OC．向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClOD．向NaClO溶液中通过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO【答案】C【解析】A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，溶液中碳酸钠过量，盐酸和碳酸钠反应生成碳酸氢钠，次氯酸和碳酸钠反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠，反应的离子方程式应为：2CO32-+2Cl2+H2O=2Cl-+ClO-+2HCO3-，故A错误；B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的盐酸和碳酸氢钠反应生成氯化钠、二氧化碳和水，次氯酸不能和碳酸氢钠反应，产物为次氯酸，反应的离子方程式为：HCO3-+Cl2=Cl-+HClO+CO2↑，故B错误；C．向NaClO溶液中通入少量CO2，因次氯酸的酸性强于HCO3-，则反应生成碳酸氢钠和次氯酸，反应的化学方程式为：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO，故C正确；D.向NaClO溶液中通入足量CO2反应生成碳酸氢钠和次氯酸，反应的化学方程式为：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO，故D错误。
2020年高考化学《化学反应原理大题》 电解质溶液中电离(水解)常数的相关计算
【方法与技巧】常考题空一电解质溶液中电离(水解)常数的相关计算一、电离常数的计算类型类型一起点时刻：巧用三段式c(H +) •c( A-) c2(H + )以弱酸HA为例，则：K a＝，由于c(H＋)＝c(A－)，则K a＝c(HA) c(HA)例1、HR是一元酸。
室温时，用0.250mol·L－1NaOH溶液滴定25.0mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。
其中，b 点表示两种物质恰好完全反应。
计算的电离常数K a＝类型二遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，反应平衡时溶液中c(NH＋)＝c(Cl－)，4则溶液显性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a 的代数式表示NH3·H2O 的电离常数K b＝类型三恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系水解平衡常数与电离常数的关系①CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－c(CH COOH ) •c(OH —) c(CH COOH ) •c(OH —) •c(H + ) K KKh= 3 = 3 = w = wc(CH COO —) c(CH COO —) •c(H + ) c(CH COO —) •c(H + ) K (CH COOH )3 3 3 a 3c(CH3COOH )②NH4+＋H2O NH3 •H2O＋H+c(NH •H O) •c(H +) c(NH •H O) •c(H + ) •c(OH —) K KKh= 3 2 = 3 2 = w = wc(NH +) c(NH + ) •c(OH —) c(NH + ) •c(OH —) K (NH •H O)4 4 4 b 3 2c(NH3•H2O)K K③CO32—＋H2O HCO—＋OH－K=w，HCO—＋H2O H2CO3＋OH－K=w3 h1 K 3 h 2Ka 2 a1例3、25℃时，0.1mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数K a＝类型四利用图像特殊交点求电离常数例4、常温下，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定某浓度的二元弱酸(H2X)溶液，所得溶液中各种含X的微粒的物质的量分数(δ)与pH 的变化曲线如图所示。
电离常数及其应用 新高考化学 考点详细分析 深入讲解 提升解题能力 化学高考必看 最新版
“双一流”名校冲刺
突破点2 一元碱溶液加水稀释后溶液情况的判断
示例7 浓度均为0.10 mol·L-1、体积均为V0的 MOH和ROH溶液,分别加水稀释至体积V,pH随lg
的变化如图所示。下列叙述错误的是 A.MOH的碱性强于ROH的碱性 B.ROH的电离程度:b点大于a点
说明:(1)δ表示某种微粒的分布分数。(2)V表示稀释后溶液体积,V0表示稀释
前溶液体积。
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解题模型 解答该类题时,基于本质相同,可以采用下面步骤进行思考与分析。
“双一流”名校冲刺
突破点1 一元酸溶液加水稀释后溶液情况的判断
示例6 浓度均为0.1 mol/L、体积均为V0的HX、HY溶液,分别加水稀释至
命题角度2 电离平衡的移动及电离常数的计算
示例5[2020黑龙江实验中学阶段测试]常温下,起始时体积均为V0、浓度均
为1 mol·L-1的HA溶液和HB溶液,分别加水稀释,所得溶液pH与lg +1的变
化关系如图所示(V表示溶液稀释后的体积)。下列说法错误的是
解题能力提升
A.Ka(HA)约为10-4 B.当两溶液稀释至lg +1=4时,溶液中c(A-)>c(B-) C.中和等体积、等pH的两种酸溶液所用n(NaOH):HA>HB
解题能力提升
解析 根据弱酸的电离常数知,酸性HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-,对应相 同浓度盐的碱性:CO32->CN->HC>HCOO-。A选项,不能得到CO32-,只能得 到HCO3-,错误。C选项,pH相同,但由于HCN的电离常数小,说明起始浓度
c(HCN)>c(HCOOH),因而等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液与
高中化学酸碱电离常数解题技巧
高中化学酸碱电离常数解题技巧高中化学中，酸碱电离常数是一个重要的概念，它能够帮助我们理解酸碱溶液的性质和反应。
在解题过程中，掌握一些解题技巧可以帮助我们更好地理解和应用酸碱电离常数。
本文将介绍一些常见的酸碱电离常数解题技巧，并通过具体的题目进行说明，希望对高中学生和他们的父母有所帮助。
一、酸碱电离常数的定义和计算首先，我们需要明确酸碱电离常数的定义和计算方法。
酸碱电离常数（Ka和Kb）描述了酸和碱在溶液中电离的程度，它们的大小与酸碱的强弱有关。
对于酸来说，电离常数（Ka）等于酸解离度（α）与酸浓度（C）的比值：Ka = [H+][A-]/[HA]，其中[H+]表示氢离子浓度，[A-]表示酸根离子浓度，[HA]表示未电离酸的浓度。
对于碱来说，电离常数（Kb）等于碱解离度（α）与碱浓度（C）的比值：Kb = [OH-][B+]/[BOH]，其中[OH-]表示氢氧根离子浓度，[B+]表示碱阳离子浓度，[BOH]表示未电离碱的浓度。
二、常见的酸碱电离常数解题技巧1. 判断酸碱强弱：根据酸碱电离常数的大小可以判断酸碱的强弱。
一般来说，电离常数越大，酸碱越强。
例如，若两个酸的电离常数分别为Ka1和Ka2，若Ka1 > Ka2，则可以判断Ka1对应的酸比Ka2对应的酸更强。
2. 计算电离度：电离度是指酸或碱在溶液中电离的程度，可以通过电离常数计算得到。
对于酸来说，电离度（α）等于[H+]浓度与酸浓度（C）的比值：α =[H+]/C。
对于碱来说，电离度（α）等于[OH-]浓度与碱浓度（C）的比值：α = [OH-]/C。
3. 求解pH或pOH：pH和pOH是描述溶液酸碱性的指标，可以通过酸碱电离常数计算得到。
pH等于负log[H+]浓度，pOH等于负log[OH-]浓度。
根据酸碱电离常数和电离度的关系，可以通过计算得到[H+]或[OH-]浓度，进而求解pH或pOH。
三、例题解析1. 已知一种酸的电离常数Ka为1.8×10^-5，求该酸的电离度。
高考化学十年真题专题汇编解析-弱电解质的电离平衡
题型一：弱电解质的电离平衡1.(2019·天津·5)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10-4和1.7×10-5。
将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。
下列叙述正确高考化学十年真题专题汇编解析－弱电解质的电离平衡的是A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液B.溶液中水的电离程度:b点>c点C.从c点到d点,溶液中保持不变(其中HA、A-分别代表相应的酸和酸根离子)D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同【答案】C【解析】本题考查弱电解质溶液的稀释图像分析，考查的核心素养是变化观念与平衡思想。
根据HNO2和CH3COOH的电离常数，可知酸性：HNO2＞CH3COOH。
相同pH的两种酸溶液，稀释相同倍数时，弱酸的pH变化较小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的c(H+)大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点＜c点，B项错误；溶液中＝，从c点到d点，HA的电离平衡正向移动，但KW、Ka(HA)的值不变，故不变，C项正确；相同体积a点的两溶液中，由于c(CH 3COOH)＞c(HNO 2)，故n(CH 3COOH)＞n(HNO 2)，因此与NaOH 恰好中和后，溶液中n(Na +)不同，D 项错误。
【解后反思】对于pH 相同的两种酸溶液：①酸性越弱，其物质的量浓度越大；②稀释相同倍数时，酸性越弱，其对应溶液的pH 变化越小；③相同体积的两种酸溶液，酸性越弱，中和NaOH 的能力越强。
2.(2018·天津·3)下列叙述正确的是()A ．某温度下，一元弱酸HA 的K a 越小，则NaA 的K h (水解常数)越小B ．铁管镀锌层局部破损后，铁管仍不易生锈C ．反应活化能越高，该反应越易进行D ．不能用红外光谱区分C 2H 5OH 和CH 3OCH 3【答案】B【解析】本题是对化学理论进行的综合考查，需要对每一个选项的理论表述进行分析，转化为对应的化学原理，进行判断。
2024年版高考化学考点二电离平衡常数及相关计算
电离平衡常数是化学反应中反应物与生成物浓度之间的定量关系，它描述了反应的平衡程度。
根据化学平衡原理，在一定温度下，反应物与生成物之间的浓度比例是常数，这个常数就是电离平衡常数。
电离平衡常数可以通过实验测定或计算得到。
电离平衡常数通常用K表示，有时也用Ka、Kb或Kw等代表，具体取决于反应类型。
对于酸碱反应，通常用Ka和Kb表示酸解离常数和碱解离常数；对于水的电离反应，通常用Kw表示水的电离常数。
对于给定的一个反应，其电离平衡常数的大小可以反映反应反向进行的程度。
当电离平衡常数很大时，反应向生成物方向进行的趋势较强，反应几乎是完全进行的；当电离平衡常数很小时，反应向反应物方向进行的趋势较强，反应几乎不进行。
电离平衡常数的计算需要根据具体化学反应方程式，以及已知反应物和生成物的浓度或物质量之间的关系来进行。
一般来说，在计算电离平衡常数时，可以通过以下步骤进行推导和计算：1.根据反应方程式，确定反应物和生成物之间的物质量比例。
2.根据反应物和生成物之间的物质量比例，推导出反应物以及生成物的浓度之间的关系。
3.根据已知条件，计算反应物和生成物的浓度。
4.根据得到的浓度值，计算出电离平衡常数。
以酸碱反应为例，假设有一定浓度的酸HCla与水反应生成盐NaCla 和水。
反应方程式为：HCla + H2O ↔ H3O+ + Cla-。
根据反应方程式和物质量守恒定律，反应物和生成物之间的物质量比例为1：1：1：1然后，我们可以根据题目给出的浓度信息，计算出盐和水的浓度。
假设HCla的初始浓度为C，那么HCla与水反应生成的盐和水的浓度都是C。
同时，由于电离平衡常数的定义，Cl-和H3O+的浓度也为C。
最后，根据浓度信息，计算出电离平衡常数：Ka = [H3O+] * [Cla-] / [HCla] = C * C / C = C。
通过这样的推导和计算，我们可以得出酸的电离常数Ka与酸的浓度C之间的关系。
需要注意的是，计算电离平衡常数时必须保证浓度单位的一致性，通常以摩尔/升（mol/L）作为浓度单位。
高中化学电离度计算题解析与答题技巧详解
高中化学电离度计算题解析与答题技巧详解在高中化学学习中，电离度计算题是一个较为重要的考点，也是学生们容易出错的地方。
正确理解和掌握电离度计算的方法和技巧，对于解答这类题目至关重要。
本文将详细解析电离度计算题，并提供一些实用的答题技巧，帮助高中生和他们的父母更好地应对这类题目。
电离度是指溶液中离子的生成程度，通常用α表示。
计算电离度的关键是确定离子的浓度和反应方程式。
下面以一个具体的题目为例进行解析：题目：已知浓度为0.1mol/L的强酸HX在水中完全电离，计算其电离度。
解析：首先，我们需要确定强酸HX的离子化方程式。
由于题目中提到强酸HX在水中完全电离，所以HX可以写成HX(aq)。
完全电离意味着HX会完全分解为H+(aq)和X-(aq)两个离子。
因此，方程式可以写作HX(aq) → H+(aq) + X-(aq)。
接下来，我们需要计算H+(aq)和X-(aq)的浓度。
由于HX的浓度为0.1mol/L，完全电离后H+和X-的浓度也都是0.1mol/L。
最后，根据电离度的定义，电离度α等于生成离子的浓度与强酸HX的浓度之比。
在本题中，H+和X-的浓度都是0.1mol/L，而强酸HX的浓度也是0.1mol/L，所以电离度α等于1。
通过这个例子，我们可以看出解答电离度计算题的关键在于确定离子的浓度和反应方程式，并根据电离度的定义计算出电离度。
下面我们再来看一个稍微复杂一些的例子：题目：已知浓度为0.2mol/L的弱酸HA在水中只有10%电离，求其电离度。
解析：对于弱酸HA，它在水中只有部分电离，所以不能假设完全电离。
我们需要根据题目中给出的电离度（10%）来计算其电离度。
电离度α表示生成离子的浓度与总浓度之比，而题目中给出的电离度是指生成离子的浓度与弱酸HA的浓度之比。
所以，我们需要根据电离度的定义和已知条件来计算生成离子的浓度。
已知弱酸HA的浓度为0.2mol/L，电离度为10%，即生成离子的浓度为0.2mol/L × 10% = 0.02mol/L。
高中化学常用电离平衡常数的解题技巧
常用电离平衡常数的解题技巧电离平衡常数是高考中一个重要的必考考点，常考查电离平衡常数的计算、弱酸的相对强弱、离子浓度离子大小的比较、离子方程式的书写等，大多结合图像进行分析。
解决此类问题的关键是，掌握电离常数的概念及基本的计算方法，利用平衡移动原理，认真分析图像的变化趋势，结合电荷守恒、物料守恒进行判断。
一．电离平衡常数的计算利用图像求电离平衡常数，一定要看清楚图像中纵、横坐标表示的含义，图中曲线起点、转折点、交叉点、与纵横坐标的的含义。
案例1（2017课标Ⅱ）改变0.1mol/L二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、-、A2-的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知HA]。
下列叙述错误的是分析：该题是一道0.1mol/L二元弱酸H2A电离平衡试题，纵坐标代表的是溶液中的H2A、HA-、A2-的物质的量分数，横坐标表示的是pH，图中有三个交点：pH =1.2，c(H2A)=c(HA－)；pH =2.7，c(H2A)=c(A2－)；pH=4.2时，c(A2－)=c(HA－)。
解析：A、根据图像，pH=1.2时，H2A和HA-相交，则有c(H2A)=c(HA-)，故A说法正确；B、pH=4.2时，c(A2－)=c(HA－)，根据第二步电离HA－H＋＋A2－，得出：K2(H2A)=c(H+)×c(A2-)/c(HA-)= c(H+)=10-4.2，故B说法正确；C、根据图像，pH=2.7时，H2A和A2-相交，则有c(H2A)=c(A2-)，故C说法正确；D、根据pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)，且物质的量分数约为0.48，而c(H+)=10-4.2，可知c(HA-)=c(A2-)＞c(H+)，故D说法错误。
二．根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液或其盐溶液的酸碱性的相对强弱根据电离平衡常数可以判断弱酸的相对强弱，从而可以判断出其对应盐的pH大小关系。
案例2 已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:H2B弱酸化学式HA电离平衡常数(25℃)Ka=1.7×10-6K1=1.3×10-3 K2=5.6×10-8则下列有关说法正确的是A. 等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(Na2B)>pH(NaHB)>pH(NaA)B. 将a mol·L-1的HA溶液与a mol·L-1 的NaA溶液等体积混合，混合液中：+ )>C(A-)C(NaC. 向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为：B2-+2HA==2A- +H2BD. NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为：C(Na+)> C(HB-)> C(B2-)> C(H2B)分析：根据电离常数可判断出酸性：H2B >HA>HB-，再根据越弱越水解，则可判断出对应盐溶液的pH(Na2B)>pH(NaA)>pH(NaHB)。
高中化学电离度常数计算题详解
高中化学电离度常数计算题详解高中化学中，电离度常数是一个重要的概念，它用来描述溶液中电解质的电离程度。
在化学考试中，经常会出现与电离度常数相关的计算题。
本文将详细解析一些常见的电离度常数计算题，并提供解题技巧和指导，帮助高中学生和他们的父母更好地理解和应对这类题目。
一、计算电离度常数的基本公式在计算电离度常数时，我们需要使用一个基本公式：电离度常数（K）等于溶液中离子浓度的乘积除以反应物浓度的乘积。
具体公式如下：K = [A+]^m [B-]^n / [AB]^p其中，[A+]、[B-]和[AB]分别代表溶液中的离子浓度，m、n和p分别代表离子的个数，可以从化学方程式中获得。
二、计算电离度常数的例题解析1. 题目：已知0.1mol/L的硫酸铵（NH4）2SO4溶液的电离度常数为1.3×10^-5，求其电离度。
解析：根据题目给出的信息，我们知道硫酸铵溶液的电离度常数（K）为1.3×10^-5。
而硫酸铵的化学方程式为（NH4）2SO4 -> 2NH4+ + SO4^2-，根据方程式可知硫酸铵溶液中离子的个数分别为2和1。
根据公式K = [A+]^m [B-]^n / [AB]^p，代入已知的数值，我们可以得到：1.3×10^-5 = [NH4+]^2 [SO4^2-] / [(NH4)2SO4]由于硫酸铵溶液的初始浓度为0.1mol/L，所以[(NH4)2SO4]的值可以直接代入为0.1mol/L。
代入后的方程为：1.3×10^-5 = [NH4+]^2 [SO4^2-] / 0.1通过移项和开方运算，我们可以求得[NH4+]的值为0.00114mol/L，[SO4^2-]的值为0.0114mol/L。
因此，硫酸铵溶液的电离度为0.00114。
2. 题目：已知0.2mol/L的醋酸（CH3COOH）溶液的电离度为1.8×10^-5，求其电离度常数。
高中化学弱酸弱碱离子电离度题型详解
高中化学弱酸弱碱离子电离度题型详解在高中化学学习中，弱酸弱碱离子电离度是一个重要的考点。
掌握这个知识点对于理解溶液的性质和反应有着重要的意义。
本文将详细解析弱酸弱碱离子电离度的题型，并给出解题技巧和实用的例子。
一、弱酸弱碱的离子电离度定义弱酸弱碱是指在水溶液中只部分电离的酸和碱。
其离子电离度可以用电离度常数（Ka或Kb）来表示。
电离度常数是一个描述酸碱强弱的指标，数值越大表示电离度越大，酸碱越强。
二、弱酸弱碱离子电离度的计算方法1. 对于已知弱酸的离子电离度计算，可以根据酸的电离方程式，利用电离度常数(Ka)计算。
例如，对于乙酸（CH3COOH）的电离度计算：CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+电离度常数Ka = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH]2. 对于已知弱碱的离子电离度计算，可以根据碱的电离方程式，利用电离度常数(Kb)计算。
例如，对于氨水（NH3）的电离度计算：NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-电离度常数Kb = [NH4+][OH-]/[NH3]三、解题技巧和实例分析1. 判断弱酸弱碱的离子电离度大小：通过比较电离度常数的大小，可以判断弱酸弱碱的离子电离度大小。
电离度常数越大，离子电离度越大，酸碱越强。
例如，比较乙酸和甲酸的离子电离度：乙酸：Ka = 1.8 × 10^-5甲酸：Ka = 1.8 × 10^-4由于甲酸的电离度常数大于乙酸，所以甲酸的离子电离度较大，是一个较强的酸。
2. 计算弱酸弱碱的离子电离度：通过已知的电离度常数和溶液浓度，可以计算弱酸弱碱的离子电离度。
例如，已知乙酸溶液浓度为0.1mol/L，计算其离子电离度：乙酸：Ka = 1.8 × 10^-5浓度：[CH3COOH] = 0.1mol/L根据电离度常数的定义，可以得到：1.8 × 10^-5 = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH]由于乙酸和乙酸根离子的浓度相等，可以假设它们为x，那么[H+]的浓度也为x。
高考化学物质的电离度题
高考化学物质的电离度题随着高考的临近，化学考试就成为了学生们的重点复习科目之一。
而化学中有关于物质的电离度的题目是考生们经常会遇到的一类题目。
对于这类题目的解答，考生们需要了解和掌握物质的电离度以及相关概念和计算方法。
本文将为大家详细介绍化学物质的电离度，同时给出一些常见的电离度题目的解法。
首先，我们来了解一下物质的电离度的概念。
物质的电离度是指在给定条件下溶液中电离的物质的分数或百分数。
简单来说，就是测量溶液中离子浓度的一个指标。
物质的电离度与溶液中的电离平衡有关，当溶液中的物质能够发生完全离子化时，电离度为100%。
当物质不能完全离子化时，电离度小于100%。
在化学中，有两个重要的电离度公式。
第一个是电离度计算公式，可以用来计算溶液中物质的电离度。
这个公式是：电离度（%）=（电离物的离子浓度/化学物质的摩尔浓度）×100%其中，电离物的离子浓度是指溶液中电离物的摩尔浓度，化学物质的摩尔浓度是指溶液中物质的摩尔浓度。
第二个是电离度的表示方法公式，可以用来表示物质的电离度。
这个公式是：物质的电离度 = (电离物的离子浓度/总浓度)×100%这两个公式是测量电离度的基础，考生们在计算电离度时可以根据具体题目中所给的信息来选择使用哪个公式。
接下来，我们来看一些具体的电离度题目的解析。
1. 已知0.1mol NaCl溶解于水中得到1L溶液，求其电离度。
题目中给出了NaCl的物质数量、溶液的体积和溶质的电离物，在这种情况下，我们可以使用第一个电离度计算公式来求解。
根据公式，我们可以得到：电离度（%）=（电离物的离子浓度/化学物质的摩尔浓度）×100%首先，我们需要计算出溶液中电离物的离子浓度。
由于NaCl在水中可以完全离子化，所以溶液中的Cl-和Na+的浓度均为0.1 mol/L。
然后，我们需要计算出NaCl的摩尔浓度。
根据已知信息，NaCl的摩尔浓度为0.1 mol/L。
2020年高考化学《化学反应原理大题》 电解质溶液中电离(水解)常数的相关计算
【方法与技巧】常考题空一电解质溶液中电离(水解)常数的相关计算一、电离常数的计算类型类型一起点时刻：巧用三段式c(H +) •c( A-) c2(H + )以弱酸HA为例，则：K a＝，由于c(H＋)＝c(A－)，则K a＝c(HA) c(HA)例1、HR是一元酸。
室温时，用0.250mol·L－1NaOH溶液滴定25.0mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。
其中，b 点表示两种物质恰好完全反应。
计算的电离常数K a＝类型二遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，反应平衡时溶液中c(NH＋)＝c(Cl－)，4则溶液显性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a 的代数式表示NH3·H2O 的电离常数K b＝类型三恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系水解平衡常数与电离常数的关系①CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－c(CH COOH ) •c(OH —) c(CH COOH ) •c(OH —) •c(H + ) K KKh= 3 = 3 = w = wc(CH COO —) c(CH COO —) •c(H + ) c(CH COO —) •c(H + ) K (CH COOH )3 3 3 a 3c(CH3COOH )②NH4+＋H2O NH3 •H2O＋H+c(NH •H O) •c(H +) c(NH •H O) •c(H + ) •c(OH —) K KKh= 3 2 = 3 2 = w = wc(NH +) c(NH + ) •c(OH —) c(NH + ) •c(OH —) K (NH •H O)4 4 4 b 3 2c(NH3•H2O)K K③CO32—＋H2O HCO—＋OH－K=w，HCO—＋H2O H2CO3＋OH－K=w3 h1 K 3 h 2Ka 2 a1例3、25℃时，0.1mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数K a＝类型四利用图像特殊交点求电离常数例4、常温下，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定某浓度的二元弱酸(H2X)溶液，所得溶液中各种含X的微粒的物质的量分数(δ)与pH 的变化曲线如图所示。
例谈高考试题对电离常数的考查
例谈高考试题对电离常数的考查
晏雄
【期刊名称】《高中数理化》
【年(卷),期】2018(0)19
【摘要】从化学高考考纲要求与高考试题的呈现情况可以看出，弱电解质的电离平衡在高考中的要求逐年在提高．考试大纲新增了“理解弱电解质在水中的电离平衡，能运用电离平衡常数进行相关计算”的内容．电离常数的考查是对理解电离平衡和数学运算能力的双重考查，考题灵活多变、常考常新．在复习时既要厘清电离平衡的基础知识又要熟悉各类题型．
【总页数】3页(P49-51)
【关键词】高考试题;电离常数;电离平衡常数;数学运算能力;弱电解质;考试大纲;基础知识;考纲
【作者】晏雄
【作者单位】湖南省浏阳市第一中学
【正文语种】中文
【中图分类】G632.479
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——以2021年高考全国甲卷理科综合物理试题为例 [J], 邓贤彬
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2022年高考化学总复习：电离常数的相关计算
2022年高考化学总复习：电离常数的相关计算1．依据电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)当一元弱酸或一元弱碱的电离常数很小时，可用如下两个公式计算c(H＋)或c(OH－)。
(1)一元弱酸(以CH3COOH为例)c(H＋)＝c(CH3COOH)·K a(2)一元弱碱(以NH3·H2O为例)c(OH－)＝c(NH3·H2O)·K b例1已知饱和硫化氢的浓度为0.1mol·L－1，硫化氢的电离常数为K a1＝1.0×10－7，K a2＝1.0×10－19计算饱和硫化氢溶液中氢离子的浓度。
答案由于氢硫酸K a1≫K a2，且电离常数很小，因而可用其一级电离常数计算氢离子浓度。
c(H＋)＝c(H2S)×K a1≈0.1×1.0×10－7mol·L－1＝1.0×10－4mol·L－1。
2．电离常数(K)与电离度(α)的定量关系一定温度下，当电离常数很小时，电离度与电离常数有如下关系。
K＝c·α2或α＝Kc例2计算25℃时，2mol·L－1氨水的电离度(已知25℃时，K b＝1.8×10－5)。
答案α＝K bc＝1.8×10－52＝3×10－3＝0.3%。
3．计算电离常数的思维方法(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。
(2)根据题干信息，结合电荷守恒、物料守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。
(3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
例3常温下，向20mL0.010mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。
(1)判断HA为强酸还是弱酸。
高考化学学弱电解质的电离平衡电离平衡常数Ka(或Kb)及其用
目夺市安危阳光实验学校第八章 第31讲 考点二1．(2017·天津卷节选)已知25 ℃，NH 3·H 2O 的K b ＝1.8×10－5，H 2SO 3的K a1＝1.3×10－2、K a2＝6.2×10－8。
若氨水的浓度为2.0 mol·L －1,溶液中的c (OH－)＝__6.0×10－3__mol·L －1。
将SO 2通入该氨水中，当c (OH －)降至1.0×10－7mol·L －1时，溶液中的c (SO 2－3)/c (HSO －3)＝__0.62__。
解析 由K b ＝1.8×10－5＝c NHo\al(＋,4)·c OH －c NH 3·H 2O＝c 2OH －2.0，得c (OH －)＝6.0×10－3 mol·L －1；K a2＝6.2×10－8＝c H ＋·c SOo\al(2－,3)c HSOo\al(－,3)，25 ℃时，c (OH －)＝1.0×10－7mol·L －1的溶液呈中性，则c (H ＋)＝1.0×10－7mol·L －1，解得c (SO 2－3)/c (HSO －3)＝0.62。
2．(2016·全国卷甲)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。
联氨第一步电离反应的平衡常数值为__8.7×10－7__(已知：N 2H 4＋H ＋N 2H ＋5的K ＝8.7×107；K w ＝1.0×10－14)。
联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为__N 2H 6(HSO 4)2__。
3．25 ℃，两种酸的电离平衡常数如下表。
K a1K a2H 2SO 3 1.3×10－26.3×10－8H 2CO 34.2×10－75.6×10－11(1)HSO －3的电离平衡常数表达式K ＝c H ＋·c SOo\al(2－,3)c HSOo\al(,3)。
2022年高考化学总复习：弱电解质电离常数计算与图像分析
2022年高考化学总复习：弱电解质电离常数计算与图像分析1．25℃时不断将水滴入0.1mol·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是()答案C解析稀释时氢氧根离子浓度下降，pH下降，趋近于7，但不可能小于7，故A项错误；随着水的滴入，电离度始终增大，故B项错误；随着水的滴入，离子浓度下降，导电能力下降，故C项正确。
2．(2020·山东蒙阴实验中学月考)醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述正确的是()A．图甲表示向CH3COOH溶液中逐步加入CH3COONa固体后，溶液pH的变化B．图乙表示向CH3COOH溶液中加水时溶液的导电性变化，则CH3COOH溶液的pH：a>b C．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)D．0.10mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液所有离子的浓度均减小答案C解析向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，电离平衡向左移动，H＋浓度减小，溶液的pH增大，A错误；向CH3COOH溶液中加水，电离平衡向右移动，溶液中离子浓度减小，溶液的导电能力减弱，溶液的pH：a<b，B错误；醋酸溶液呈电中性，据电荷守恒可得c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，C正确；0.10mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c(H＋)减小，但c(OH－)增大，D错误。
3．(2019·山东烟台诊断性测试)常温下，将相同体积的盐酸和氨水分别加水稀释，溶液的电导率随加入水的体积V(H2O)变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是()A．曲线Ⅰ表示盐酸加水稀释过程中溶液电导率的变化B．a、b、c三点溶液的pH：a＞b＞cC．将a、b两点溶液混合，所得溶液中：c(Cl－)＝c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)D．氨水稀释过程中，c(NH＋4)c(NH3·H2O)不断减小答案B解析从图像看，曲线Ⅰ的电导率变化幅度比曲线Ⅱ小，即离子浓度在稀释时变化慢，则曲线Ⅰ为氨水对应的曲线，曲线Ⅱ是盐酸所对应的曲线，A项错误；a点溶液呈碱性，b点电导率较小，则酸性较弱，c点到b点加水稀释，pH增大，故溶液的pH：a>b>c，B项正确；a、b两点溶液混合后的溶质为NH4Cl和过量的NH3·H2O，C项错误；稀释过程中，NH3·H2O电离平衡向右移动，c(NH＋4)c(NH3·H2O)增大，D项错误。
2024年高考化学一轮考点热点专攻13 水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用
(2)25 ℃时,NH3·H2O 的电离平衡常数 Kb=1.8×10-5。该温度下,1.0 mol·L-1 的
NH4Cl 溶液中 c(H+)≈
mol·L-1(已知: 5.56≈2.4)。
思路导引(1)写出
HSO3 的水解平衡常数
Kh 的表达式,结合a 1 (H2SO3)、KW 建
W
立关系式:Kh= ,代入数据求解。
答案 10.6
解析 Na2CO3 溶液中
2c(CO3 )=1∶2,则有
-1 1
mol·L = ×10
4
-10
2CO3 的水解常数
-
-4
-
(HC O 3 )·(OH - )
Kh=
-1
2(CO 3 )
+
c(OH )=4×10 mol·L ,c(H )=
W
(OH - )
-1
mol·L ,故
1
pH=-lg( ×10-10)=10.6。
mol·L-1,C 错误;由 lg 4=0.60 可得 lg 2=0.30,lg 5=0.70,由 K2HPO3 的第一步水
解常数约是 10 ,可以计算
-8.8
10-14
H3PO3 的第二步电离常数约为10-8.8 =10-5.2=
0.3 )5
(10
100.8×10-6= 100.7 ×10-6=6.4×10-6,D 正确。
Kh=
,由于
(NH +
)
4
的水解常数 Kh=
1×10-14
1.8×10
-10
≈5.56×
10
,又知
-5
NH4+水解程度较小,近似处理:c(H+)≈c(NH3·H2O),